Principios básicos: Niveles de energía y subniveles

Para entender cómo están organizados los electrones en un átomo, primero debemos hablar de los niveles de energía y los subniveles. Estos conceptos son fundamentales para comprender cómo los electrones se distribuyen alrededor del núcleo del átomo, y nos ayudarán a escribir configuraciones electrónicas correctamente.

Imagina que los electrones son como estudiantes que se sientan en un auditorio. El auditorio tiene varios pisos (los niveles de energía) y cada piso está dividido en secciones más pequeñas (los subniveles). Ahora, vamos a explorar cada uno de estos conceptos con más detalle.

¿Qué son los niveles de energía?

Los niveles de energía son las diferentes "capas" o "pisos" que rodean el núcleo de un átomo donde pueden encontrarse los electrones. Cada nivel de energía tiene un número asociado, llamado número cuántico principal, que se representa con la letra n. Este número nos indica qué tan lejos está el nivel de energía del núcleo del átomo.

• El nivel de energía más cercano al núcleo es n = 1.
• El siguiente nivel es n = 2, luego n = 3, y así sucesivamente.

Mientras más grande sea el valor de n, más lejos está el nivel de energía del núcleo y mayor es la energía que tienen los electrones en ese nivel. Esto significa que los electrones en n = 3 tienen más energía que los de n = 2.

En total, un átomo puede tener hasta 7 niveles de energía, que se representan con los números n = 1 hasta n = 7. Sin embargo, no todos los niveles están completamente llenos de electrones en todos los átomos.

¿Qué son los subniveles de energía?

Dentro de cada nivel de energía, hay divisiones más pequeñas llamadas subniveles. Los subniveles determinan cómo se distribuyen los electrones dentro de un nivel de energía. Cada subnivel tiene una forma específica y se representa con una letra:

• s: Es el subnivel más simple y tiene forma esférica.
• p: Este subnivel tiene forma de un "8" o de un "infinito".
• d: Es un poco más complejo y tiene formas variadas, como tréboles.
• f: Es el subnivel más complicado, con formas aún más complejas.

La cantidad de subniveles que tiene un nivel de energía depende del valor de n:

• Cuando n = 1, solo hay un subnivel: s.
• Cuando n = 2, hay dos subniveles: s y p.
• Cuando n = 3, hay tres subniveles: s, p y d.
• Cuando n = 4, hay cuatro subniveles: s, p, d y f.

Esto significa que a medida que aumenta el nivel de energía, también aumenta la cantidad de subniveles disponibles.

Capacidad de los subniveles

Cada subnivel tiene un número máximo de electrones que puede contener. Este número depende de la forma y el tamaño del subnivel:

• El subnivel s puede contener hasta 2 electrones.
• El subnivel p puede contener hasta 6 electrones.
• El subnivel d puede contener hasta 10 electrones.
• El subnivel f puede contener hasta 14 electrones.

Por ejemplo, si un nivel de energía tiene los subniveles s y p, podrá contener un máximo de 8 electrones (2 en s y 6 en p).

Ejemplo práctico

Imaginemos que queremos analizar el nivel de energía n = 2. Este nivel tiene dos subniveles: s y p. Si está completamente lleno, tendrá:

• 2 electrones en el subnivel s.
• 6 electrones en el subnivel p.

En total, el nivel n = 2 puede contener un máximo de 8 electrones.

Diagrama de niveles y subniveles

Para visualizar mejor cómo se organizan los niveles y subniveles, observa este diagrama que muestra los niveles de energía y sus subniveles:

Como puedes ver, los niveles de energía están representados como círculos alrededor del núcleo, y cada círculo tiene divisiones que corresponden a los subniveles.

Relación con la configuración electrónica

Entender los niveles de energía y los subniveles es esencial para escribir configuraciones electrónicas. En las siguientes secciones, aprenderemos las reglas que nos ayudan a distribuir los electrones en estos niveles y subniveles de manera correcta.

Reglas para escribir configuraciones electrónicas: Aufbau, Pauli y Hund

La configuración electrónica nos permite entender cómo se distribuyen los electrones en los átomos. Para escribir correctamente estas configuraciones, debemos seguir tres reglas fundamentales: la regla de Aufbau, el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. Estas reglas son como "instrucciones" que nos ayudan a colocar los electrones en los niveles y subniveles de energía de manera ordenada. A continuación, explicaremos cada una de estas reglas de manera clara y sencilla.

1. La regla de Aufbau

La palabra Aufbau proviene del alemán y significa "construcción". Esta regla nos indica que los electrones se colocan primero en los niveles y subniveles de menor energía antes de ocupar los de mayor energía. Es como si los electrones fueran llenando un edificio, empezando por los pisos más bajos antes de subir a los más altos.

El orden de llenado de los subniveles de energía sigue una secuencia específica, que se puede recordar con la ayuda del siguiente diagrama:

En el diagrama, las flechas indican el orden en que los subniveles se llenan. Por ejemplo, primero se llena el subnivel ${\mathrm{1s}}_{}$, luego el ${\mathrm{2s}}_{}$, después el ${\mathrm{2p}}_{}$, y así sucesivamente.

El orden de llenado es el siguiente:

• ${\mathrm{1s}}_{}$
• ${\mathrm{2s}}_{}$
• ${\mathrm{2p}}_{}$
• ${\mathrm{3s}}_{}$
• ${\mathrm{3p}}_{}$
• ${\mathrm{4s}}_{}$
• ${\mathrm{3d}}_{}$
• ${\mathrm{4p}}_{}$
• ${\mathrm{5s}}_{}$
• ${\mathrm{4d}}_{}$
• ${\mathrm{5p}}_{}$
• ${\mathrm{6s}}_{}$
• ${\mathrm{4f}}_{}$
• ${\mathrm{5d}}_{}$
• ${\mathrm{6p}}_{}$
• ${\mathrm{7s}}_{}$

Por ejemplo, el oxígeno ($O$) tiene 8 electrones. Siguiendo la regla de Aufbau, su configuración electrónica será:

1s² 2s² 2p⁴

Esto significa que los primeros dos electrones están en el subnivel ${\mathrm{1s}}_{}$, los siguientes dos en el subnivel ${\mathrm{2s}}_{}$, y los últimos cuatro en el subnivel ${\mathrm{2p}}_{}$.

2. Principio de exclusión de Pauli

El principio de exclusión de Pauli, propuesto por Wolfgang Pauli, establece que en un mismo orbital no pueden existir dos electrones con los mismos números cuánticos. En otras palabras, cada electrón en un átomo debe tener una "identidad" única.

Para entender esto, recordemos que cada orbital puede contener un máximo de dos electrones, pero estos deben tener espines opuestos. El espín es como una "rotación" que puede ser hacia arriba ($\uparrow$) o hacia abajo ($\downarrow$).

Por ejemplo, si un orbital ${\mathrm{2p}}_{}$ tiene dos electrones, uno tendrá espín hacia arriba y el otro hacia abajo:

2p: ↑↓

Esto asegura que no haya conflicto entre los electrones dentro del mismo orbital.

3. Regla de Hund

La regla de Hund se refiere a cómo se distribuyen los electrones en los orbitales de un mismo subnivel. Esta regla dice que los electrones ocupan primero los orbitales vacíos antes de emparejarse. Esto ocurre porque los electrones, al tener la misma carga, se repelen entre sí, por lo que prefieren estar solos en un orbital si es posible.

Por ejemplo, en el subnivel ${\mathrm{2p}}_{}$, que tiene tres orbitales, los electrones se distribuyen de la siguiente manera:

• Si hay 1 electrón: ↑
• Si hay 2 electrones: ↑ ↑
• Si hay 3 electrones: ↑ ↑ ↑
• Si hay 4 electrones: ↑↓ ↑ ↑

Esto significa que los tres primeros electrones ocuparán orbitales diferentes, y solo cuando estos estén llenos comenzarán a emparejarse.

Por ejemplo, el nitrógeno ($N$) tiene 7 electrones. Su configuración electrónica es:

1s² 2s² 2p³

En el subnivel ${\mathrm{2p}}_{}$, los tres electrones se distribuyen así:

2p: ↑ ↑ ↑

Siguiendo la regla de Hund, cada electrón ocupa un orbital diferente antes de emparejarse.

Resumen

Para escribir configuraciones electrónicas correctamente, recuerda:

1. La regla de Aufbau: llena primero los subniveles de menor energía.
2. El principio de exclusión de Pauli: no pueden haber dos electrones con los mismos números cuánticos en un mismo orbital.
3. La regla de Hund: los electrones ocupan orbitales vacíos antes de emparejarse.

Siguiendo estas reglas, podrás escribir configuraciones electrónicas de cualquier elemento químico de manera ordenada y precisa.